Sulfated suur: formule en chemiese eienskappe

Een van die eerste minerale sure, wat bekend geword het vir die mens - is swaelsuur, of sulfate. Nie net is dit nie, maar baie van sy soute word gebruik in die konstruksie, medisyne, voedsel industrie en vir tegniese doeleindes. Tot dusver in hierdie verband, het niks verander nie. Verskeie eienskappe wat suur sulfaat beskik, maak dit maklik onontbeerlik in chemiese sinteses. Daarbenewens, in feitlik alle sektore van die bedryf en die daaglikse lewe is daarvan gebruik soute. Daarom, kyk ons in detail wat dit is en wat is die eienskappe uitgestal eiendomme.

'N Verskeidenheid van name

Kom ons begin met die feit dat die name in hierdie saak 'n baie. Onder hulle is diegene wat gevorm word deur 'n rasionele naam, en diegene wat histories het. So, is hierdie verbinding na verwys as:

• suur sulfaat;
• vitriool;
• swaelsuur;
• oleum.

Hoewel die term "oleum" is nie heeltemal geskik vir die stof, want dit is 'n mengsel van swaelsuur en hoër oksied swael - SO _3.

Suur sulfaat: molekulêre formule en struktuur

Uit die oogpunt van chemiese afkortings skryf die formule van hierdie suur kan so wees: H ₂ SO _4. Dit is duidelik dat die molekule bestaan uit twee waterstof katione en die suur oorskot anioon - sulfaatioon met 'n 2+ lading.

So binne die molekuul, die volgende kommunikasie:

• kovalente pool tussen swael en suurstof;
• sterk polêre kovalente tussen waterstof en die suur oorskot SO _4.

Sera met 6 ongepaarde elektrone vorm twee dubbelbindings om twee suurstofatome. Selfs met 'n paar - enkele, en diegene op sy beurt - 'n enkele waterstof. As gevolg van die molekulêre struktuur maak dit moontlik om genoeg sterk wees. Terselfdertyd, die waterstof katioon is baie beweeglik en maklik om te gaan, want die swael en suurstof is veel groter in elektronegatiwiteit. Trek die elektrondigtheid self, hulle bied 'n waterstof gedeeltelike positiewe lading, wat toe los te voltooi. So gevorm suur oplossings waarin H ^+.

Praat oor die oksidasietoestande van elemente in die mengsel, die suur sulfaat formule waarin H ₂ SO _4, maklik die berekening van laat: waterstof y 1 y -2 suurstof, swael by 6.

Soos in enige molekuul, die netto lading nul is.

Geskiedenis van die ontdekking

Sulfaat suur is bekend dat mense sedert die mees antieke tye. Selfs alchemiste was in staat om dit verskillende metodes van kalsinering sulfate ontvang. Van die IX eeu, het mense ontvang en gebruik hierdie stof. Later in Europa Albertus Magnus geleer om die suur in die proses van ontbinding van yster sulfaat onttrek.

Maar nie een van die metodes was nie winsgewend nie. Toe dit bekend sogenaamde sintese kamer verpersoonliking. Vir hierdie brandende swael en nitraat, en ontwikkel dampe geabsorbeer water. As gevolg hiervan, suur sulfaat gevorm.

Nog later, die Britse staat was om die goedkoopste metode van die verkryging van die stof te vind. Ons gebruik die piriet - FeS _2, ysterpiriet. Sy afdanking en die daaropvolgende reaksie met suurstof nog een van die belangrikste industriële prosesse vir die sintese van swaelsuur. Soos grondstowwe meer toeganklik, bekostigbaar en gehalte vir groot volume produksie.

fisiese eienskappe

Daar is verskeie opsies, insluitend die eksterne, wat is anders as ander suur sulfaat. Fisiese eienskappe beskryf kan word in 'n paar punte:

1. Onder standaardtoestande, - vloeistof.
2. In 'n gekonsentreerde staat dit is swaar, olierige, waarvoor hy "olie van vitriool" genoem.
3. Stof digtheid - 1.84 g / cm ^3.
4. Dit het geen kleur of reuk.
5. Dit het 'n sterk "koper" smaak.
6. Dit los in water baie goed, byna onbeperk.
7. Higroskopiese, dit is in staat om beide gratis en gebonde water op te vang uit die weefsel.
8. Die stabiel en.
9. Kookpunt - 296 ° ^C.
10. Smelt by 10.3 ^° C

Een van die belangrikste kenmerke van hierdie verbinding is sy vermoë om te hidreer met die vrystelling van 'n groot hoeveelheid hitte. Dit is waarom selfs by die skool, kinders word geleer dat water gevoeg word om die suur in elk geval is dit onmoontlik, maar net die teenoorgestelde. Na alles, water is ligter in digtheid, so dit sal ophoop op die oppervlak. As dit dramaties toe te voeg tot die suur, die gevolglike reaksie op te los uit soveel energie dat die water begin kook en saam gespuit met deeltjies van 'n gevaarlike stof. Dit kan ernstige chemiese brandwonde aan die vel van die hande veroorsaak.

Dit moet dus straaltjie gooi suur in water, dan die mengsel is sterk verhit, maar kook nie plaasvind nie, en dus spat ook.

chemiese eienskappe

Van die chemiese oogpunt, hierdie suur is baie sterk, veral as dit is gekonsentreer oplossing. Dit dibasiese egter stapsgewyse dissosieer om gidrosulfat- en sulfate anioon te vorm.

In die algemeen, sy interaksie met verskillende verbindings voldoen aan al die basiese reaksies tipies van hierdie klas van stowwe. Daar is voorbeelde van 'n paar vergelykings wat sulfaat suur deelneem. Chemiese eienskappe manifesteer in sy interaksie met:

• soute;
• metaaloksiede en hidroksiede;
• amfoteriese oksiede en hidroksiede;
• metale staan in die elektrochemiese reeks om waterstof.

As gevolg van so 'n interaksie in feitlik alle gevalle die gemiddelde soute gevorm van die suur (sulfate), of suur (waterstof sulfate).

'N Spesiale kenmerk is ook die feit dat die metaal in die gewone manier Me + H ₂ SO ₄ = meso ₄ + H ₂ ↑ 'n oplossing van die stof reageer, dit wil sê verdunde suur. As ons 'n gekonsentreerde of hoogs versadig (oleum), die reaksie produkte is heel anders.

Spesiale eienskappe van swaelsuur

Dit sluit in 'n net gekonsentreer oplossings interaksie met metale. So, daar is 'n diagram wat die hele beginsel van hierdie reaksies:

1. As die metaal is aktief, die resultaat is die vorming van waterstofsulfied, soute en water. Dit is, swael is verminder tot -2.
2. As die gemiddelde aktiwiteit van die metaal, die resultaat - swael, sout en water. Dit is, herstel van die sulfaatioon gratis swael.
3. Metale lae chemiese aktiwiteit (na waterstof) - swaeldioksied, sout en water. Die swael in oksidasietoestand 4.

Ook 'n spesiale eienskappe sulfaat sure is die vermoë om 'n paar nie-metale oksideer om hul hoogste oksidasietoestand en reageer met komplekse verbindings en hulle oksiderende om eenvoudige stowwe.

Metodes vir die vervaardiging van die industrie

Sulfaat proses swaelsuur is saamgestel uit twee basiese tipes:

• pen;
• toring.

Albei is die mees algemene metodes in die bedryf wêreldwyd. Die eerste verpersoonliking is gebaseer op die gebruik van as grondstowwe ysterpiriet of piriet swael - FeS _2. In totaal is daar drie fases:

1. Verkalking van die rou materiaal te vorm as 'n produk van verbranding van swaweldioksied.
2. SO ₃ - verby hierdie gas deur suurstof oor 'n vanadium katalisator om swaweltrioksied te _vorm.
3. Die opname toring uitgevoer ontbinding van die anhidried in die oplossing van sulfate suur met vorming hoë konsentrasie oplossing - oleum. Baie swaar olierige dik vloeistof.

'N Tweede verpersoonliking - is feitlik dieselfde, maar die stikstofoksiede gebruik as katalisator. In terme van parameters soos kwaliteit van die produk, koste en energieverbruik, die suiwerheid van grondstowwe, die prestasie, die eerste metode is meer doeltreffend en aanvaarbaar, so dit is meer dikwels gebruik.

sintese laboratorium

As jy wil swaelsuur kry in klein hoeveelhede vir laboratoriumtoetse, die beste manier om met waterstofsulfied onaktiewe metaal sulfate.

In sulke gevalle, is die vorming van yster sulfied, en vorm as 'n byproduk van swaelsuur. Vir klein studies so 'n opsie is geskik, maar die suiwerheid van so 'n suur sal nie anders wees.

Ook in die laboratorium 'n kwalitatiewe reaksie op die sulfaat oplossings kan wees. Die mees algemene reagens is 'n chloried van barium, aangesien Ba ²⁺ ione saam met sulfaat anioon neerslae in wit neerslag - barite melk: H ₂ SO ₄ + BaCl ₂ = 2HCl + BaSO ₄ ↓

Die mees algemene sout

Sulfated suur en sulfate wat dit vorm, is belangrike verbindings in baie industriële en huishoudelike velde, insluitend kos. Die mees algemene swaelsuur soute is die volgende:

1. Gips (Alabaster, seleniet). Chemiese naam - waterige gehidreer kalsiumsulfaat. Formule: Caso _4. Dit gebruik in die konstruksie, medisyne, pulp- en papierbedryf, die vervaardiging van juweliersware.
2. Bariet (Barytes). Bariumsulfaat. Die oplossing is 'n melkerige neerslag. In vaste vorm - deursigtige kristalle. Gebruik in optiese toestelle, X-straal-bestraling, vir die vervaardiging van 'n isolerende laag.
3. Mirabilite (Glauber se sout). Chemiese naam - kristallyne natriumsulfaat decahydrate. Formule: Na ₂ SO ₄ * 10H ₂ O. Dit word gebruik in medisyne as 'n lakseermiddel.

'N Mens kan noem as voorbeelde van baie soute, wat van praktiese betekenis. Maar die bogenoemde - die mees algemene.

kraft drank

Hierdie stof is 'n oplossing wat gevorm word deur die hitte behandeling van hout, maw sellulose. Die hoofdoel van hierdie verband - kry sy drank seep deur die vestiging. Die chemiese samestelling van sulfate drank is soos volg:

• lignien;
• hidroksi;
• monosakkariede;
• fenole;
• harpuis;
• en vlugtige vetsure;
• sulfiede, chloriede, karbonate en sulfate van natrium.

Daar is twee hoof tipes van materiaal: wit en swart kraft drank. White gaan na die pulp- en papierbedryf, en die swart gebruik vir swart drank seep in die bedryf.

Main aansoeke

Die jaarlikse produksie van swaelsuur is 160 miljoen beloop. Ton per jaar. Dit is 'n baie belangrike figuur, wat die belangrikheid en voorkoms van hierdie verbinding toon. Daar is verskeie nywerhede en plekke waar dit nodig is, is die gebruik van suur sulfaat:

1. Die battery as die elektroliet, veral in lood.
2. In plante waar sulfaat kunsmis vervaardig. Die grootste deel van die suur is juis die vervaardiging van minerale bemesting plante. Daarom, plante vir die produksie van swaelsuur en die produksie van kunsmis dikwels te bou naby.
3. In die voedselindustrie as 'n emulgator, aangewese E513 kode.
4. Talle organiese sintese as 'n dehidreermiddel, 'n katalisator. Aldus verkry plofstof, harpuis, skoonmaakmiddels, nylon, polipropileen en etileen, kleurstowwe, chemiese vesel, esters en ander verbindings.
5. Gebruik in filters vir watersuiwering en vervaardiging van gedistilleerde water.
6. Gebruik in die ontginning en verwerking van seldsame elemente van die erts.

Ook 'n baie swaelsuur word bestee aan laboratoriumtoetse, waar dit geproduseer word deur plaaslike middel.